Pile Daniell

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La pile Daniell a été inventée par le chimiste britannique John Daniell en 1836 au moment où le développement du télégraphe faisait apparaître un besoin urgent de sources de courant sûres et constantes.


La pile électrique Daniell est constituée d'une anode (lame de zinc plongée dans une solution contenant du sulfate de zinc) et d'une cathode (lame de cuivre plongée dans une solution contenant du sulfate de cuivre). Les deux solutions sont reliées par un pont salin (solution de chlorure de potassium (KCl)) qui sert à équilibrer les charges.

Illustration d'un élément Daniell inventé en 1836
Illustration d'un élément Daniell inventé en 1836

Sommaire

[modifier] Étude des deux demi-piles

Schéma de principe d'un élément Daniell
Schéma de principe d'un élément Daniell

[modifier] Demi-pile du zinc

Le couple Zn2 + / Zn est impliqué dans la demi-équation d'oxydo-réduction :

Zn \rightleftharpoons Zn^{2+} + 2 e^-

L'équation de Nernst qui lui est associée est :

E_{Zn} = E^\circ (Zn^{2+}/Zn) + \frac{R.T}{2.F}\ln{a(Zn^{2+})} \approx E^\circ (Zn^{2+}/Zn) + \frac{0,059}{2}\log{\left( \frac{\left[Zn^{2+}\right]}{C^\circ} \right)}

où le potentiel standard vaut :

E^\circ (Zn^{2+}/Zn)=-0,76V .

Aussi, le potentiel de l'électrode de zinc est donc :

E_{Zn} \approx -0,76V[1].

[modifier] Demi-pile du cuivre

Le couple Cu2 + / Cu est impliqué dans la demi-équation d'oxydo-réduction :

Cu^{2+} + 2 e^- \rightleftharpoons Cu

L'équation de Nernst qui lui associée est :

E_{Cu} = E^\circ (Cu^{2+}/Cu) + \frac{R.T}{2.F}\ln{a(Cu^{2+})} \approx E^\circ (Cu^{2+}/Cu) + \frac{0,059}{2}\log{\left( \frac{\left[Cu^{2+}\right]}{C^\circ} \right)}

où le potentiel standard vaut :

E^\circ (Cu^{2+}/Cu)=+0,34V .


Aussi, le potentiel de l'électrode de cuivre est donc :

E_{Cu} \approx +0,34V[2].

[modifier] Prévision de l'évolution chimique

La « règle du gamma » impose une équation bilan de la réaction :

Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu

La constante K de cette réaction est de l'ordre de 10³⁷, c'est-à-dire que tant que le quotient de cette réaction est inférieur à K, la réaction évolue dans le sens direct, c’est-à-dire dans le sens de la consommation des réactifs.

Ainsi, il y a :

[modifier] Fonctionnement électrochimique

Manipulation autour d'un montage avec un pont salin
Manipulation autour d'un montage avec un pont salin

[modifier] À l'anode

La réaction d'oxydation d'un atome de zinc de l'anode entraîne la libération de deux électrons dans le circuit :

Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2 e^-

Le potentiel de l'électrode de zinc est le plus bas, c'est le pôle – de la pile :

E_{-}=E_{Zn} \approx -0,76V.

[modifier] Dans les fils électriques

Les électrons libérés se dirigent alors vers l'autre électrode de la pile (le pôle +) en créant un courant dans le circuit. Ce courant est conventionnellement positif du pôle + vers le pôle – , alors que les électrons se dirigent du pôle – vers le pôle + (car les électrons sont chargés négativement).

La tension aux bornes de la pile (c’est-à-dire la différence de potentiel entre ses électrodes) est u=E_{+} - E_{-} \approx 1,10V.

[modifier] À la cathode

Arrivés à la cathode, les électrons sont impliqués dans la réduction des ions cuivre II présents dans la solution :

Cu^{2+} + 2 e^- \rightarrow Cu

Ce qui entraîne la croissance de la lame de cuivre.

Le potentiel de l'électrode de cuivre est le plus haut, c'est le pôle + de la pile :

E_{+}=E_{Cu} \approx +0,34V.

[modifier] Dans le pont électrolytique

Dans le pont électrolytique (ou pont salin),

  • deux ions chlorure (Cl − ) dérivent vers la solution de sulfate de zinc ;
  • alors que deux ions potassium (K + ) traversent le pont salin pour rééquilibrer la solution de cuivre.

Le pont électrolytique sert ainsi à fermer le circuit électrique, tout en assurant aux deux demi-piles des potentiels différents.

[modifier] Notes et références

  1. ↑ L'oxydoréduction, concepts et expériences, Jean Sarrazin Michel Verdaguer, Ellipses, page 309
  2. ↑ L'oxydoréduction, concepts et expériences, Jean Sarrazin Michel Verdaguer, Ellipses, page 307

[modifier] Voir aussi

[modifier] Articles connexes

[modifier] Liens externes